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Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 1
ÁCIDOS Y BASES
◊ PROBLEMAS 
● ÁCIDO/BASE DÉBIL
1. Una disolución de amoníaco de concentración 0,01 mol/dm3 está ionizada en un 4,2%.
a) Escriba la reacción de disociación y calcule la concentración molar de cada una de las espe-
cies existentes en la disolución una vez alcanzado el equilibrio.
b) Calcule el pH y la Kb del amoníaco.
(P.A.U. Jun. 11)
Rta.: a) [NH3] = 0,0096 mol/dm3; [OH–] = [NH4+] = 4,2×10-4 mol/dm3; b) pH = 10,6; Kb = 1,8×10-5 
Datos Cifras significativas: 3
Concentración de la disolución de amoníaco [NH3]0 = 0,0100 mol/dm3
Grado de ionización del NH3 en la disolución α = 4,20% = 0,0420
Producto iónico del agua Kw = [H+][OH–] = 1,00 ×10–14
Incógnitas
Concentración de cada una de las especies presentes en la disolución [NH3], [OH–], [NH4+], [H+]
pH de la disolución pH
Constante de basicidad del NH3 Kb
Otros símbolos
Disolución D
Concentración (mol/dm3) de base débil que se disocia x
Cantidad de la sustancia X n(X)
Ecuaciones
Constante de basicidad de la base: B(OH)b (aq) ⇄ Bb+ (aq) + b OH– (aq) K b=[B+ b]e [OH-]eb[B(OH)b]e
pH pH = –log[H+]
Producto iónico del agua pH + pOH = 14
Solución:
a) Como el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación:
NH3 (aq) + H2O NH⇄ 4+ (aq) + OH– (aq)
El grado de disociación α es:
α=
cantidad disociada
cantidad inicial
=
concentración disociada
concentración inicial
Del grado de ionización se calcula la concentración de amoníaco disociado: 
[NH3]d = α [NH3]0 = 0,0420 · 0,0100 mol·dm-3 = 4,20×10-4 mol·dm-3
por lo que la concentración del amoníaco en el equilibrio es:
[NH3]e = [NH3]0 – [NH3]d = 0,0100 mol·dm-3 – 4,20×10-4 mol·dm-3 = 0,0096 mol·dm-3 
De la estequiometría de la reacción, se puede calcular la concentración de iones amonio e hidróxido.
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 2
[OH–]e = [NH4+]e = [NH3]d = 4,20×10-4 mol·dm-3
La concentración de iones hidrógeno se calcula del producto iónico del agua:
[H+ ]e=
Kw
[OH−]
=
1,00×10−14
4,20×10−4
=2,38×10−11 mol·dm−3
b) El pH valdrá:
pH = - log[H+] = -log(2,38×10-11) = 10,6
La constante de equilibrio Kb es:
K b=
[NH4
+ ]e[OH
−]e
[NH3]e
=
4,20×10−4 · 4,20×10−4
0,0096
=1,8×10−5
Análisis: Este pH es consistente con el esperado. Si el amoníaco fuera una base fuerte, el pH de una 
disolución 0,01 mol/dm3 sería pH ≈ 14 + log 0,01 = 12. Una base débil tendrá un pH menos básico, más 
próximo a 7 .
2. Si se disuelven 0,650 g de un ácido orgánico monoprótico de carácter débil de fórmula HC9H7O4 
en un vaso con agua hasta completar 250 cm3 de disolución, indique:
a) El pH de esta disolución.
b) El grado de disociación del ácido.
Dato: Ka = 3,27×10–4 (P.A.U. Jun. 08)
Rta.: a) pH = 2,7; b) α = 14%
Datos Cifras significativas: 3
Masa de ácido HC9H7O4 m = 0,650 g
Volumen de disolución V = 250 cm3 = 0,250 dm3
Constante de acidez Ka = 3,27×10–4
Incógnitas
pH de la disolución pH
Grado de disociación α
Otros símbolos
Concentración (mol/dm3) de ácido débil que se disocia x
Cantidad de sustancia inicial n0
Ecuaciones
Constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄ a H+ (aq) + Aa– (aq) Ka=[H+]ea [Aa -]e[Ha A ]e
pH pH = –log[H+]
Grado de disociación α = nd / n0
Solución:
a) La masa molar del ácido HC9H7O4 es 180 g/mol.
La cantidad de ácido que hay en 250 cm3 de disolución es:
n0(HC9H7O4) = 0,650 g HC9H7O4 / (180 g HC9H7O4 / mol HC9H7O4) = 3,61×10–3 mol HC9H7O4
por lo que la concentración de la disolución es:
[HC9 H7 O4]0=
3,61×10−3mol HC9 H 7 O4
0,250 dm3 D
=0,0144 mol /dm3
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 3
Como es un ácido débil monoprótico, se disociará en agua según la ecuación:
HC9H7O4 (aq) ⇄ H+ (aq) + C9H7O4– (aq)
Llamando x a la concentración de ácido que se disocia, se puede escribir:
Concentración HC9H7O4 ⇄ H+ C9H7O4–
[ ]0 inicial 0,0144 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada x → x x mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 0,0144 – x x x mol/dm3
La constante de equilibrio Ka es:
K a=
[C9 H7 O4
−]e[H
]e
[HC9 H 7 O4]e
Sustituyendo las concentraciones en el equilibrio
3,27×10−4=
x · x
0,0144−x
En una primera aproximación se puede suponer que x es despreciable frente a 0,0144 y resolver la ecuación
3,27×10−4≈
x 2
0,0144
que da:
x≈0,0144 ·3,27×10−4=2,17×10−3 mol /dm3
Pero al calcular el grado de disociación
=
[ ácido disociado ]
[ácido inicial ]
=
2,17×10−3 mol /dm3
0,0144 mol /dm3
=15%
se ve que no es despreciable por lo que hay que resolver la ecuación de segundo grado
x2 + 3,27×10–4 x – 4,72×10–6 = 0
x = 2,02×10–3 mol/dm3
Se calcula el pH:
pH = –log[H+] = –log(2,02×10–3) = 2,70
b) El grado de disociación, corregida la concentración, es
=
[ ácido disociado ]
[ácido inicial ]
=
2,02×10−3 mol /dm3
0,144mol /dm 3
=14,0 %
3. Para una disolución acuosa de ácido acético[ácido etanoico] de concentración 0,10 mol/dm3, cal-
cule:
a) La concentración de ión acetato[ión etanoato].
b) El pH y el grado de disociación.
Dato: Ka = 1,80×10-5 (P.A.U. Set. 08)
Rta.: a) [CH3–COO–]e = 1,34×10–3 mol/dm3; b) pH = 2,87; α = 1,34%
Datos Cifras significativas: 3
Concentración de ácido acético [CH3–COOH] = 0,100 mol/dm3
Constante de acidez Ka = 1,80×10–5
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 4
Incógnitas
Concentración de ión acetato [CH3–COO–]
pH de la disolución pH
Grado de disociación α
Otros símbolos
Concentración (mol/dm3) de ácido débil que se disocia x
Cantidad de sustancia inicial n0
Ecuaciones
Constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄ a H+ (aq) + Aa– (aq) K a=[H+]ea [Aa -]e[Ha A ]e
pH pH = –log[H+]
Grado de disociación α = nd / n0
Solución:
a) El ácido acético es un ácido débil, y se disocia en agua según la ecuación:
CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COO– (aq)
Llamando x a la concentración de ácido que se disocia, se puede escribir:
Concentración CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–
[ ]0 inicial 0,100 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada x → x x mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 0,100 – x x x mol/dm3
La constante de equilibrio Ka es:
K a=
[CH3−COO
−]e [H
]e
[CH3−COOH ]e
Sustituyendo las concentraciones en el equilibrio
1,80×10−5=
x · x
0,100−x
En una primera aproximación se puede suponer que x es despreciable frente a 0,100 y resolver la ecuación
1,80×10−5≈
x2
0,100
que da:
x≈0,100 ·1,80×10−5=1,34×10−3 mol /dm3
Al calcular el grado de disociación
=
[ ácido disociado ]
[ácido inicial ]
=
1,34×10−3 mol /dm3
0,100 mol /dm3
=1,34%
se ve que es despreciable por lo que la solución es aceptable.
 [CH3–COO–] = x = 1,34×10–3 mol/dm3
b) Se calcula el pH:
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 5
pH = –log[H+] = –log(1,34×10–3) = 2,87
4. Considere una disolución de amoníaco en agua de concentración 6,50×10-2 mol/dm3.
a) Calcule el pH de esta disolución.
b) Calcule el grado de disociación del amoníaco en la disolución.
Dato: Kb (NH3) =1,78×10-5 (P.A.U. Set. 11)
Rta.: a) pH = 11,03; b) α = 1,65%
Datos Cifras significativas: 3
Concentración de la disolución de amoníaco [NH3]0 = 6,50×10-2 mol/dm3
Constante de basicidad del NH3 Kb = 1,78×10-5
Producto iónico del agua Kw = [H+][OH–] = 1,00 ×10–14
Incógnitas
pH de la disolución pH
Grado de disociación del NH3 en la disolución α
Otros símbolos
Disolución D
Concentración (mol/dm3) de base débil que se disocia x
Cantidad de la sustancia X n(X)
Ecuaciones
Constante de basicidad de la base: B(OH)b (aq) ⇄ Bb+ (aq) + b OH– (aq) K b=[B+ b]e [OH-]eb[B(OH)b]e
pH pH = –log[H+]
Producto iónico del agua pH + pOH = 14
Solución:
a) Como el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación:
NH3 (aq) + H2O NH⇄ 4+ (aq) + OH– (aq)
Concentración NH3 ⇄ NH4+ OH–
[ ]0 inicial 6,50×10-2 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada x x x mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 6,50×10-2 – x x x mol/dm3
La constante de equilibrio Kb es:
K b=
[NH4
+]e[OH
-]e
[NH3]e
=
x · x
(6,50×10−2−x )
=1,78×10−5
Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 6,50×10-2, la ecuación se reduce a:
x=√6,50×10−2 · 1,78×10−5=1,08×10−3 mol /dm3
que, comparada con 6,50×10-2 es despreciable.
Error (= grado de disociación) = 1,08×10–3 mol/dm3 / 6,50×10-2mol/dm3 = 0,0165 = 1,65 % < 5%
[OH–]e = x = 1,08×10–3 mol OH– / dm3
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 6
Aunque se puede calcular la [H+] a partir del equilibrio de ionización del agua
H2O ⇄ H+(aq) + OH–(aq) Kw = [H+][OH–] = 1,00 ×10–14
resulta más sencillo calcular el pH de la relación:
pKw = pH + pOH = 14
que se obtiene de la anterior sin más que aplicar logaritmos y usar las definiciones de pH y pOH.
pOH = –log[OH–] = –log(1,08×10–3) = 2,97
pH = 14 – 2,97 = 11,03
Análisis: Este pH es consistente con el esperado. Si el amoníaco fuera una base fuerte, el pH de una 
disolución 6,50×10-2 mol/dm3 sería pH ≈ 14 + log 6,50×10-2 = 12,8. Una base débil tendrá un pH menos 
básico, más próximo a 7 .
b) El grado de disociación α es:
α=
cantidad disociada
cantidad inicial
=
concentración disociada
concentración inicial
=
1,08×10−3[mol /dm3]
6,50×10−2[mol /dm3 ]
=0,0165=1,65%
5. Se disuelven en agua 11,2 dm3 de NH3 (g) medidos a 1 atmósfera de presión y 25 0C obteniéndo-
se 1 dm3 de disolución.
a) Halla la concentración del NH3 en la disolución.
b) Determina la concentración de NH4+ y OH– en la disolución.
c) Calcula el pH de la disolución resultante.
Datos: Kb = 1,8×10-5. (P.A.U. Set. 96)
Rta.: a) [NH3]e = 0,46 mol/dm3; b) [NH4+]e = 2,9×10–3 mol/dm3; [OH–]e = 2,9×10–3 OH– mol/dm3; 
c) pH = 11,5
Datos Cifras significativas: 3
Gas: volumen V = 11,2 dm3 NH3
presión P = 1,00 atm.
temperatura T = 25 0C = 298 K
Volumen de la disolución VD = 1,00 dm3
Constante de basicidad del NH3 Kb = 1,80×10–5
Constante de los gases ideales R = 0,0820 atm·dm3·mol–1·K–1
Producto iónico del agua Kw = [H+][OH–] = 1,00 ×10–14
Incógnitas
Concentración del NH3 en la disolución [NH3]e
Concentración de NH4+ y OH– en la disolución [NH4+]e , [OH–]e
pH de la disolución resultante pH
Otros símbolos
Disolución D
Concentración (mol/dm3) de base débil que se disocia x
Cantidad de la sustancia X n(X)
Concentración de la sustancia X [X]
Ecuaciones
Constante de basicidad de la base: B(OH)b (aq) ⇄ Bb+ (aq) + b OH– (aq) K b=[B+ b]e[OH-]eb[B(OH)b ]e
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 7
Ecuaciones
De estado de los gases ideales P V = n R T
pH pH = –log[H+]
Producto iónico del agua pH + pOH = 14
Solución:
a) Suponiendo comportamiento ideal para el gas amoníaco
n (NH3)=
P V
R T
=
1,00 [atm] ·11,2[dm3 ]
0,0820 [atm·dm3 ·mol−1 ·K−1]· 298[K ]
=0,458 mol NH3 ( g )
La concentración de la disolución será:
[NH3 ]=
n(NH3)
V D
=
0,458 [mol NH3 ]
1,00 [dm3 D ]
=
0,458 mol NH3
dm3 D
=0,458 mol /dm3
Teniendo en cuenta que el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según la ecuación:
NH3 (aq) + H2O NH⇄ 4+ (aq) + OH– (aq)
Concentración NH3 ⇄ NH4+ OH–
[ ]0 inicial 0,458 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada x x x mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 0,458 – x x x mol/dm3
La constante de equilibrio Kb es:
K b=
[NH4
+]e[OH
-]e
[NH3]e
=
x· x
0,458−x 
=1,80×10−5
Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 0,458, la ecuación se reduce a:
x=0,458 ·1,80×10−5=2,87×10−3 mol/dm3
que, comparada con 0,458 es despreciable.
error = 2,87×10–3 mol/dm3 / 0,458 mol/dm3 = 0,006 = 0,6 %
0,458 – x = 0,458 – 0,003 = 0,455
[NH3]e = 0,455 mol NH3 / dm3 D
b)
[NH4+]e = x = 2,87×10–3 mol NH4+ / dm3
[OH–]e = x = 2,87×10–3 mol OH– / dm3
c) Aunque se puede calcular la [H+] a partir del equilibrio de ionización del agua
H2O ⇄ H+(aq) + OH–(aq) Kw = [H+][OH–] = 1,00 ×10–14
resulta más sencillo calcular el pH de la relación:
pKw = pH + pOH = 14
que se obtiene de la anterior sin más que aplicar logaritmos y usar las definiciones de pH y pOH.
pOH = –log[OH–] = –log(2,87×10–3) = 2,54
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 8
pH = 14 – 2,54 = 11,46
Análisis: Este pH es consistente con lo esperado. Si el amoníaco fuese una base fuerte, el pH de una 
disolución ≈ 0,5 mol/dm3 sería pH ≈ 14 + log 0,5 ≈ 13,3. Una base débil tendrá un pH menos básico, más 
próximo a 7.
6. Se disuelven 20 dm3 de NH3 (g), medidos a 10 ºC y 2 atm (202,6 kPa) de presión, en una cantidad 
de agua suficiente para alcanzar 4,5 dm3 de disolución. Calcule:
a) El grado de disociación del amoníaco en la disolución.
b) El pH de dicha disolución.
Datos: R = 0,082 atm·dm3·K-1·mol-1 = 8,31 J·K-1·mol-1 ; Kb (NH3) = 1,78×10-5 (P.A.U. Jun. 10)
Rta.: a) α = 0,68% ; b) pH = 11,42
Datos Cifras significativas: 3
Gas: volumen V = 20,0 dm3 = 0,0200 m3 NH3
presión P = 202,6 Pa = 2,026×105 Pa
temperatura T = 10 0C = 283 K
Volumen de la disolución VD = 4,50 dm3
Constante de basicidad del NH3 Kb = 1,78×10–5
Constante de los gases ideales R = 8,31 J·mol–1·K–1
Producto iónico del agua Kw = [H+][OH–] = 1,00 ×10–14
Incógnitas
Grado de disociación del NH3 en la disolución α
pH de la disolución pH
Otros símbolos
Disolución D
Concentración (mol/dm3) de base débil que se disocia x
Cantidad de la sustancia X n(X)
Concentración de la sustancia X [X]
Ecuaciones
Constante de basicidad de la base: B(OH)b (aq) → Bb+ (aq) + b OH– (aq) K b=
[B+ b]e[OH
-]e
b
[B(OH)b ]e
De estado de los gases ideales P V = n R T
pH pH = –log[H+]
Producto iónico del agua pH + pOH = 14,00
Solución:
a) Suponiendo comportamiento ideal para el gas amoníaco
n NH3=
P V
R T
=
2,026×105[Pa ]· 0,0200[m3]
8,31[J·mol−1 ·K−1]· 283[K ]
=1,72 mol NH3 ( g )
La concentración de la disolución será:
[NH3 ]=
n(NH3 )
V D
=
1,72 [mol NH3]
4,50[dm3 D ]
=0,382mol /dm3
Como el amoníaco es una base débil, se disociará en agua según a ecuación:
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 9
NH3 (aq) + H2O NH⇄ 4+ (aq) + OH– (aq)
Concentración NH3 ⇄ NH4+ OH–
[ ]0 inicial 0,382 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada x → x x mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 0,382 – x x x mol/dm3
La constante de equilibrio Kb es:
K b=
[NH4
+]e[OH
-]e
[NH3]e
=
x· x
0,382−x 
=1,78×10−5
Si, en primera aproximación, consideramos despreciable x frente a 0,382, la ecuación se reduce a:
x=0,382· 1,78×10−5=2,61×10−3 mol /dm3
que, comparada con 0,382 es despreciable.
El grado de disociación es:
=
cantidad disociada
cantidad inicial
=
concentración disociada
concentración inicial
=
2,61×10−3 mol /dm3
0,382 mol /dm3
=6,82×10−3=0,68%
Análisis: El grado de disociación es muy pequeño, por lo que la aproximación hecha para calcular la 
concentración disociada es aceptable. También es compatible con el dato de que el amoníaco es una base 
débil y, por lo tanto, débilmente disociada.
b)
[OH–]e = x = 2,61×10–3 mol OH– / dm3
Aunque se puede calcular la [H+] a partir del equilibrio de ionización del agua
H2O (l) ⇄ H+ (aq) + OH– (aq) Kw = [H+][OH–] = 1,00 ×10–14
resulta más sencillo calcular el pH de la relación:
pKw = pH + pOH = 14,00
que se obtiene de la anterior sin más que aplicar logaritmos y usar las definiciones de pH y pOH.
pOH = –log[OH–] = –log(2,61×10–3 ) = 2,58
pH = 14 – 2,58 = 11,42
Análisis: Este pH es consistente con el esperado. Si el amoníaco fuera una base fuerte, el pH de una 
disolución ≈ 0,5 mol/dm3 sería pH ≈ 14 + log 0,5 ≈ 13,3. Una base débil tendrá un pH menos básico, más 
próximo a 7.
7. A 25 0C el porcentaje de ionización de una disolución acuosa de ácido etanoico (ácido acético) 
de concentración 0,101 mol/dm3 es del 0,99 %. Calcula:
a) Su pH.
b) La constante de ionización del ácido etanoico (ácido acético) a esa temperatura.
(P.A.U. Jun. 00)
Rta.: a) pH = 3,0; b) Ka = 1,0×10–5
Datos Cifras significativas: 3
Temperatura T = 25 0C = 298 K
Concentración de ácido etanoico [CH3–COOH]0 = 0,101 mol/dm3
Grado de disociación del ácido etanoico α = 0,990% = 9,90×10–3
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 10
Incógnitas
pH de la disolución pH
Constante de acidez Ka
Otros símbolos
Concentración (mol/dm3) de ácido débil que se disocia x
Cantidad de sustancia disociada nd
Ecuaciones
Constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄ a H+ (aq) + Aa– (aq) Ka=[H+]ea [Aa-]e[Ha A ]e
pH pH = –log[H+]
pOH pOH = –log[OH–]
Producto iónico del agua pH + pOH = 14
Grado de disociación α = nd / n0
Solución:
a) Se han disociado:
[CH3–COOH]d = α [CH3–COOH]0 =
= 9,90×10−3
molCH3 – COOH dis.mol CH3 –COOH inic.
·0,101
mol CH3 – COOH inic.
1dm3 disolución
=1,00×10−3
mol CH3 – COOH dis.
dm3 disolución
Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación:
CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COO– (aq)
Concentración CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–
[ ]0 inicial 0,101 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada 1,00×10–3 → 1,00×10–3 1,00×10–3 mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 0,101 – 1,00×10–3 = 0,100 1,00×10–3 1,00×10–3 mol/dm3
pH = –log[H+] = –log(1,00×10–3) = 3,00
b) La constante de equilibrio Ka es:
K a=
[CH3−COO
-]e[H
+]e
[CH3−COOH]e
=
1,00×10−3 ·1,00×10−3
0,100
=1,00×10−5
8. Una disolución de CH3–COOH de concentración 0,2 mol/dm3 está ionizada al 0,95 %. Calcula:
a) Las concentraciones de CH3–COOH y de H3O+ en el equilibrio.
b) La constante de ionización del ácido.
(P.A.U. Set. 99)
Rta.: a) [CH3 – COOH]e ≈ 0,2 mol/dm3; [H3O+]e = 1,9×10–3 mol/dm3; b) Ka = 1,8×10–5
Datos Cifras significativas: 3
Concentración de la disolución de ácido etanoico [CH3–COOH]0 = 0,200 mol/dm3
Grado de disociación del ácido etanoico α = 0,950% = 9,50×10–3
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 11
Incógnitas
Concentración de CH3–COOH en el equilibrio [CH3–COOH] e
Concentración de H3O+ en el equilibrio [H3O+]e
Constante de acidez Ka
Otros símbolos
Concentración (mol/dm3) de ácido débil que se disocia x
Cantidad de sustancia disociada nd
Ecuaciones
Constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄ a H+ (aq) + Aa– (aq) Ka=[H+]ea [Aa -]e[Ha A ]e
pH pH = –log[H+]
pOH pOH = –log[OH–]
Producto iónico del agua pH + pOH = 14
Grado de disociación α = nd / n0
Solución:
a) Se han disociado:
[CH3–COOH]d = α [CH3–COOH]0 =
= 9,50×10−3
molCH3 – COOH dis.
mol CH3 – COOHinic.
· 0,200
mol CH3 – COOHinic.
dm3 disolución
=1,90×10−3
mol CH3 – COOHdis.
dm3 disolución
Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación:
CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COO– (aq)
Concentración CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–
[ ]0 inicial 0,200 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada 1,90×10–3 → 1,90×10–3 1,90×10–3 mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 0,200 – 1,90×10–3 = 0,198 1,90×10–3 1,90×10–3 mol/dm3
[CH3–COOH]e = 0,198 mol/dm3
[H3O+]e = [H+]e = 1,90×10–3 mol/dm3
b) La constante de equilibrio Ka es:
K a=
[CH3−COO
-]e[H
+]e
[CH3−COOH ]e
=
1,90×10−3 ·1,90×10−3
0,198
=1,82×10−5
9. Se prepara una disolución de un ácido monoprótico débil de fórmula HA, de la siguiente manera: 
0,10 moles del ácido en 250 cm3 de agua. Si esta disolución se ioniza al 1,5%, calcule:
a) La constante de ionización del ácido.
b) El pH de la disolución.
(P.A.U. Set. 06)
Rta.: a) Ka = 9,1×10–5; b) pH = 2,2
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 12
Datos Cifras significativas: 3
Cantidad (moles) de ácido monoprótico n(HA)0 = 0,100 mol/dm3
Volumen de la disolución V = 250 cm3 = 0,250 dm3
Grado de disociación del ácido α = 1,50% = 1,50×10–2
Incógnitas
Constante de ionización del ácido Ka
pH de la disolución pH
Otros símbolos
Concentración (mol/dm3) de ácido débil que se disocia x
Cantidad de sustancia disociada nd
Ecuaciones
Constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄ a H+ (aq) + Aa– (aq) K a=[H+]ea [Aa-]e[Ha A ]e
pH pH = –log[H+]
pOH pOH = –log[OH–]
Producto iónico del agua pH + pOH = 14
Grado de disociación α = nd / n0
Solución:
a) La concentración molar inicial del ácido es, suponiendo que el volumen de disolución es el mismo que el 
de agua:
[HA ]0=
0,100 mol HA
0,250 dm3
=0,400 mol AH /dm3 D
Se han disociado:
nd(AH) = α n0(AH) = 1,50×10–2 [mol HA disociados / mol HA iniciales] · 0,100 [mol HA iniciales] =
= 1,50×10–3 mol HA disociados
con una concentración
[HA ]d=
1,50×103 mol HA
0,250 dm3
=6,00×10−3 mol /dm3
La ecuación es:
HA(aq) H⇄ + (aq) + A– (aq)
Concentración CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–
[ ]0 inicial 0,400 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada 6,00×10–3 → 6,00×10–3 6,00×10–3 mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 0,400 – 6,00×10–3 = 0,396 6,00×10–3 6,00×10–3 mol/dm3
La constante de equilibrio Ka es:
K a=
[A-]e[H
+]e
[HA ]e
=
6,00×10−3 · 6,00×10−3
0,394
=9,14×10−5
b) pH = –log[H+] = –log(6,00×10–3) = 2,22
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 13
10. A 25 0C el grado de disociación de una disolución de concentración 0,2 mol/dm3 de ácido acéti-
co [ácido etanoico] vale 0,0095. Calcule:
a) La concentración de iones acetato [iones etanoato], hidrogeniones e iones hidroxilo en el 
equilibrio.
b) El pH.
c) La constante de disociación del ácido acético.
(P.A.U. Set. 05)
Rta.: a) [H+]e = [CH3–COO–]e = 1,9×10–3 mol/dm3; [CH3–COOH]e = 0,2 mol/dm3; b) pH = 2,7;
c) Ka = 1,9×10–5
Datos Cifras significativas: 2
Temperatura T = 25 0C = 298 K
Concentración de ácido etanoico [CH3–COOH]0 = 0,20 mol/dm3
Grado de disociación del ácido etanoico α = 0,0095 = 9,5×10–3
Incógnitas
Concentraciones de los iones [CH3–COO–], [H+], [OH–]
pH de la disolución pH
Constante de acidez Ka
Otros símbolos
Concentración (mol/dm3) de ácido débil que se disocia x
Cantidad de sustancia disociada nd
Ecuaciones
Constante de acidez del ácido: HaA (aq) ⇄ a H+ (aq) + Aa– (aq) K a=[H+]ea [Aa -]e[Ha A ]e
pH pH = –log[H+]
pOH pOH = –log[OH–]
Producto iónico del agua: H2O (l) ⇄ H+ (aq) + OH– (aq) pH + pOH = 14
Grado de disociación α = nd / n0
Solución:
a) y b) Se han disociado:
[CH3–COOH]d = α [CH3–COOH]0 =
= 9,5×10−3
mol CH3 –COOH dis.
molCH3 – COOH inic.
· 0,20
mol CH3 – COOHinic.
dm3 disolución
=1,9×10−3
mol CH3 – COOH dis.
dm3 disolución
Teniendo en cuenta que el ácido etanoico es un ácido débil, se disociará en agua según la ecuación:
CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COO– (aq)
Concentración CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–
[ ]0 inicial 0,20 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada 2,0×10–3 2,0×10–3 2,0×10–3 mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 0,20 – 2,0×10–3 = 0,20 2,0×10–3 2,0×10–3 mol/dm3
Las concentraciones de iones acetato e hidrogeniones se sacan en la tabla:
[CH3–COO–] = 2,0×10–3 mol/dm3
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 14
[H+] = 2,0×10–3 mol/dm3
La concentración de iones hidróxido se deducen de la constante del producto iónico del agua:
pH + pOH = 14
Primero se calcula el pH:
pH = –log[H+] = –log(2,0×10–3) = 2,72
pOH = 14,00 – 2,72 = 11,28
[OH–] = 10–pOH = 10–11,28 = 5,3×10–12 mol/dm3
c) La constante de equilibrio Ka es:
K a=
[CH3−COO
-]e[H
+]e
[CH3−COOH]e
=
2,0×10−3 · 2,0×10−3
0,20
=2,0×10−5
11. Dado un ácido débil monoprótico de concentración 0,01 mol/dm3 y sabiendo que se ioniza en un 
13%, calcular:
a) La constante de ionización.
b) El pH de la disolución.
c) ¿Qué volumen de disolución de concentración 0,02 mol/dm3 de hidróxido de sodio serán nece-
sarios para neutralizar completamente 10 cm3 de la disolución del ácido anterior?
(P.A.U. Jun. 04)
Rta.: a) Ka = 1,9×10–4 ; b) pH = 2,9; c) V = 5 cm3 D NaOH
Datos Cifras significativas: 3
Concentración de ácido débil monoprótico HA [HA]0 = 0,0100 mol/dm3
Grado de ionización del ácido α = 13,0% = 0,130
Concentración del hidróxido de sodio [NaOH] = 0,0200 mol/dm3
Volumen de ácido que se debe neutralizar Va = 10,0 cm3
Incógnitas
pH de la disolución pH
Constante de acidez Ka
Volumen de NaOH que neutralizan 10 cm3 de la disolución del ácido V
Otros símbolos
Concentración (mol/dm3) de ácido débil que se disocia x
Cantidad de ácido disociado nd
Ecuaciones
Constante de acidez del ácido monoprótico: HA (aq) ⇄ H+ (aq) + A– (aq) K a=[H+]ea [Aa -]e[Ha A ]e
pH pH = –log[H+]
pOH pOH = –log[OH–]
Producto iónico del agua pH + pOH = 14
Grado de disociación α = nd / n0
Solución:
a) Se han disociado:
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 15
[HA ]d=α[HA]0=0,130
mol HA disociados
mol HA iniciales
· 0,0100
mol HAiniciales
dm3 disolución
=1,30×10−3
mol HA disociados
dm3 disolución
Un ácido débil monoprótico se disociará en agua según la ecuación:
HA (aq) ⇄ H+ (aq) + A– (aq)
Concentración HA ⇄ H+ A–
[ ]0 inicial 0,0100 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada 1,30×10–3 1,30×10–3 1,30×10–3 mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 0,0100 – 1,30×10–3 = 0,0087 1,30×10–3 1,30×10–3 mol/dm3
La constante de equilibrio Ka es:
K a=
[A-]e[H
+]e
[HA ]e
=
1,30×10−3·1,30×10−3
0,0087
=1,9×10−4
b) pH = –log[H+] = –log(1,30×10–3) = 2,89
c) La reacción de neutralización entre el ácido monoprótico HA y el hidróxido de sodio NaOH es:
HA (aq) + NaOH (aq) → NaA (aq) + H2O (aq)
El volumen de disolución 0,0200 mol/dm3 de NaOH necesario para neutralizar 10,0 cm3 de disolución de 
HA es:
V=10,0×10−3 dm3 D HA ·
0,0100mol HA
1dm3 D HA
·
1mol NaOH
1 mol HA
·
1dm3 D NaOH
0,0200 mol NaOH
=5,0×10−3 dm3 D NaOH
V = 5,0 cm3 D NaOH 0,0200 mol/dm3
12. Se prepara una disolución de un ácido débil como el ácido acético [ácido etanoico] disolviendo 
0,3 moles de este ácido en agua, el volumen total de la disolución es de 0,05 dm3.
a) Si la disolución resultante tiene un pH = 2, ¿cuál es la concentración molar de los iones hidró-
geno (ión oxonio)?
b) Calcule la constante de acidez, Ka, del ácido acético.
(P.A.U. Jun. 06)
Rta.: a) [H+] = 0,01 mol/dm3; b) Ka = 1,7×10–5
Datos Cifras significativas: 2
Cantidad de ácido acético n(CH3–COOH) = 0,30 mol
Volumen de disolución V = 0,050 L = 0,050 dm3
pH de la disolución pH = 2,00
Incógnitas
Concentración de iones hidrógeno [H+]
Constante de acidez del ácido acético Ka
Ecuaciones
Constante de acidez del ácido acético:
CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COOH– (aq) K a=[H+]e[CH3 – COO-]e[CH3 – COOH ]e
pH pH = –log[H+]
Solución:
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 16
a) Como
pH = –log[H+]
2,0 = –log[H+]
[H+] = 10–2,0 = 1×10–2 mol/dm3 = 0,01 mol/dm3
b) La concentración inicial (antes de disociarse) de ácido acético es:
[CH3−COOH ]0=
n (CH3 COOH)
V
=
0,30 mol CH3−COOH
0,050 dm3 D
=6,0 molCH3 COOH /dm
3 D
De la estequiometría de la reacción de disociación
CH3–COOH (aq) ⇄ H+ (aq) + CH3–COO– (aq)
se deduce que la concentración de ácido acético disociado [CH3–COOH]d es la misma que la de iones 
hidrógeno producidos [H+]e y la de iones acetato [CH3–COO–]e
[CH3–COOH]d = [H+]e = [CH3–COO–]e = 0,01 mol/dm3
Escribiendo en una tabla las concentraciones de cada especie:
Concentración CH3–COOH ⇄ H+ CH3–COO–
[ ]0 inicial 6,0 ≈ 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada 0,01 → 0,01 0,01 mol/dm
3
[ ]e en el equilibrio 6,0 – 0,01 = 6,0 0,01 0,01 mol/dm
3
La constante de equilibrio Ka es:
K a=
[H+]e[CH3 – COO
-]e
[CH3 – COOH ]e
=
0,01 · 0,01
6,0
=1,7×10−5
● MEZCLAS ÁCIDO-BASE
1. Se toman 0,73 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1,35 g/cm3 y 37% de rique-
za en peso y se diluyen con agua destilada hasta 100 cm3. Calcula:
a) El pH de la disolución resultante de mezclar 50 cm3 del ácido clorhídrico preparado anterior-
mente con 50 cm3 de hidróxido de sodio de concentración 0,1 mol/dm3.
b) El pH de la disolución resultante de mezclar los otros 50 cm3, del ácido clorhídrico preparado 
con 25 cm3 de hidróxido de sodio de concentración 0,1 mol/dm3.
(P.A.U. Set. 99)
Rta.: a) pH =7; b) pH = 1,48
Datos Cifras significativas: 2
Disolución comercial de HCl: volumen Vc = 0,73 cm3
densidad ρ = 1,35 g/cm3
riqueza r = 37% = 0,37
Volumen preparado de disolución diluida de HCl Vd = 100 cm3 = 0,100 dm3
Volumen que se mezcla de disolución diluida de HCl Va = 50 cm3 = 50×10–3 dm3
Volumen que se mezcla de disolución de NaOH Vb = 50 cm3 = 50×10–3 dm3
Concentración de la disolución de NaOH [NaOH] = 0,10 mol/dm3
Masa molar del ácido clorhídrico M(HCl) = 36,5 g/mol
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 17
Incógnitas
pH de la mezcla 50/50 pH1
pH de la mezcla 50/25 pH2
Ecuaciones
pH pH = –log[H+]
Producto iónico del agua pH + pOH = 14
Solución:
a) Se calcula antes la concentración de los 100 cm3 de disolución diluida. La cantidad de soluto disuelto en la 
disolución de partida es:
n=0,73[cm3 D ]
1,35[g D ]
1 [cm3 D ]
37 [g HCl ]
100[g D ]
1[mol HCl]
36,5[g HCl ]
=1,0×10−2 mol HCl en la disolución de partida
En los 100 cm3 de disolución final hay la misma cantidad, de donde su concentración es:
[HCl] = 1,0×10–2 mol HCl / 100 cm3 D = 0,10 mol/dm3
Se plantea la reacción entre el HCl y el NaOH para ver qué reactivo está en exceso, viendo que, una vez 
ajustada la ecuación, el HCl y el NaOH reaccionan mol a mol.
En 50 cm3 de la disolución de HCl hay: n = 0,050 dm3 · 0,10 mol/dm3 = 5,0×10–3 mol HCl
En 50 cm3 de la disolución de NaOH hay: n' = 0,050 dm3 · 0,10 mol/dm3 = 5,0×10–3 mol NaOH
Suponiendo volúmenes aditivos
VT = 50 cm3 D HCl + 50 cm3 D NaOH = 100 cm3 = 0,100 dm3 de mezcla.
HCl NaOH → Na+ Cl– H2O
n0 Cantidad inicial 5,0×10–3 5,0×10–3 0 0 mol
nr Cantidad que reacciona o se forma 5,0×10–3 5,0×10–3 5,0×10–3 5,0×10–3 5,0×10–3 mol
nf Cantidad al final de la reacción ≤ 2×10–4 ≤ 2×10–4 5,0×10–3 5,0×10–3 mol
[ ]f Concentración final ≤ 2×10–3 ≤ 2×10–3 5,0×10–2 5,0×10–2 mol/dm3
No se puede decidir qué sustancia y en qué cantidad queda sin reaccionar, pues la precisión de las medidas no 
permiten hacerlo.
La diferencia entre la cantidad de HCl y la de NaOH está fuera de la precisión de la medida original, y, en 
consecuencia, sólo se podría decir que la disolución resultante será ácida, neutra o básica, es decir que tendrá un 
pH comprendido entre 2,7 y 11,3.
El valor que se supone que hay que poner es el de 7,0, pero una mínima imprecisión en una de las cantidades, 
hace que el cálculo pase del supuesto pH = 7 neutro a pH claramente básico o claramente ácido. Una variación 
de 0,1×10–3 mol en cualquiera de los reactivos provoca variaciones de 4 unidades de pH
Esto está relacionado con la curva de valoración de un ácido fuerte con una base fuerte, en la que se ve que la 
adición de una sola gota en la zona de viraje, hace que le pH cambie en 2 unidades, las suficientes para hacer 
cambiar el color del indicador.
b) Se procede de forma análoga que en el apartado anterior. La cantidad de HCl es la misma y la de NaOH la 
mitad. Escribiendo la reacción.
HCl NaOH → Na+ Cl– H2O
n0 Cantidad inicial 5,0×10–3 2,5×10–3 0 0 mol
nr Cantidad que reacciona o se forma 2,5×10–3 2,5×10–3 2,5×10–3 2,5×10–3 2,5×10–3 mol
nf Cantidad al final de la reacción 2,5×10–3 0 2,5×10–3 2,5×10–3 mol
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 18
[HCl] = 2,5×10–3 mol HCl / 0,075 dm3 D = 3,3×10–2 mol/dm3
El HCl es un ácido fuerte que, disuelto en agua, se disocia totalmente:
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl– (aq)
[H+] = 3,3×10–2 mol/dm3
pH2 = – log [H+] = 1,5
La precisión en las medidas no afectan a este resultado, ya que nos encontramos alejados del punto de 
equivalencia.
◊ CUESTIONES 
1. Indica razonadamente, según la teoría de Brönsted, si las siguientes afirmaciones son verdade-
ras o falsas:
a) Un ácido y su base conjugada reaccionan entre sí dando una disolución neutra.
b) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón. Pon un ejemplo.
c) La base conjugada de un ácido fuerte es una base fuerte. Pon un ejemplo.
(P.A.U. Set. 98)
Rta.: a) F; b) V; c) F.
Solución:
a) Falso. La base conjugada de un ácido es la especie en la que se convierte cuando cede un protón.
HCl + H2O ⇄ Cl– + H3O+
Ácido Base conjugada
Una reacción entre un ácido y su base conjugada, no sería una reacción, ya que las especies finales son las 
mismas que las iniciales:
HCl + Cl– ⇄ Cl– + HCl
b) Verdadero. Ver el apartado anterior.
c) Falso. El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, y está totalmente disociado en iones cloruro Cl– e iones 
oxonio H3O+. El equilibrio HCl + H2O ⇄ Cl– + H3O+ está totalmente desplazado hacia la derecha. La 
constante de acidez Ka del HCl es muy alta. Ka ≈ ∞
El equilibrio de hidrólisis de la base Cl– sería:
Cl– + H2O ⇄ HCl + OH–
totalmente desplazado hacia la izquierda. Su constante de equilibrio Kb sería:
Kb = Kw / Ka ≈ 0
2. Indique, según la teoría de Brönsted-Lowry, cuál o cuáles de las siguientes especies pueden ac-
tuar sólo como ácido, sólo como base y como ácido y base. Escriba las correspondientes reac-
ciones ácido-base.
a) CO32- 
b) HPO42-
c) H3O+
d) NH4+ 
(P.A.U. Set. 11)
Solución: 
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 19
En la definición ácido-base de Brönsted-Lowry, un ácido es la substancia que cede un ión hidrógeno a una 
base siendo los productos de la reacción sus especies conjugadas. Un procesoácido-base es sólo un 
intercambio de iones hidrógeno.
Sustancia CO32– HPO42– H3O+ NH4+
Ácido √ √ √
Base √ √
CO32– (aq) + H2O (l) ⇄ HCO3– (aq) + OH– (aq)
HPO42– (aq) + H2O (l) ⇄ PO43– (aq) + H3O+ (aq)
HPO42– (aq) + H2O (l) ⇄ H2PO4– (aq) + OH– (aq)
NH4+ (aq) + H2O (l) ⇄ NH3 (aq) + H3O+ (aq)
La reacción ácido-base del ión oxonio (H3O+) sería la cesión del ión hidrógeno H+ a otra molécula de agua, 
pero como los productos de la reacción son los mismos que los reactivos, no es una reacción química: nada 
cambia.
3.
a) Escriba las reacciones de disociación en agua, según el modelo de Brönsted-Lowry, de las si-
guientes especies químicas: CH3COOH NH3 NH4+ CN–
b) Indique los pares ácido/base conjugados.
(P.A.U. Jun. 11)
Solución: 
a)
CH3COOH (aq) + H2O (l) ⇄ CH3COO– (aq) + H3O+ (aq)
NH3 (aq) + H2O (l) ⇄ NH4+ (aq) + OH– (aq)
NH4+ (aq) + H2O (l) ⇄ NH3 (aq) + H3O+ (aq)
CN– (aq) + H2O (l) ⇄ HCN (aq) + OH– (aq)
En la definición ácido-base de Brönsted-Lowry, un ácido es la substancia que cede un ión hidrógeno a una 
base siendo los productos de la reacción sus especies conjugadas. Un proceso ácido-base es sólo un 
intercambio de iones hidrógeno.
b)
Sustancia Ácido Base conjugada Base Ácido conjugado
CH3COOH CH3COOH CH3COO– H2O H3O+
NH3 H2O OH– NH3 NH4+
NH4+ NH4+ NH3 H2O H3O+
CN– H2O OH– CN– HCN
4. Completa los siguientes equilibrios ácido-base de Brönsted-Lowry, caracterizando los corres-
pondientes pares ácido-base conjugado:
a) . . . . .+ H2O CO⇄ 32- + H3O+
b) NH4+ + OH– ⇄ H2O + . . . . .
c) . . . . . + H2O H⇄ 3O+ + SO42–
(P.A.U. Set. 01)
Rta.: a) HCO3–; b) NH3; c) HSO4–.
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 20
Solución:
a) HCO3– CO32– base conjugada del ácido HCO3–. H3O+ ácido conjugado de la base H2O
b) NH3 NH3 base conjugada del ácido NH4+ . H2O ácido conjugado de la base OH–
c) HSO4– SO42– base conjugada del ácido HSO4–. H3O+ ácido conjugado de la base H2O
5. Indique, según el concepto de Brönsted-Lowry, cuáles de las siguientes especies son ácidos, 
bases o anfóteros, explicando la razón de la elección:
a) S2–
b) H2PO4–
c) H2CO3
(P.A.U. Set. 02)
Rta.: a) base; b) anfótero; c) ácido
Solución:
Según Brönsted y Lowry una sustancia se comporta como ácido en una reacción ácido-base cuando cede un 
protón H+, mientras que la sustancia que lo acepta actúa como base.
a) El ion sulfuro no puede ceder un protón porque no lo tiene. Puede captar uno o dos protones y comportarse 
como una base. Por ejemplo con el agua:
S2– + H2O ⇄ HS– + OH–
b) El ion dihidrogenotetraoxofosfato(V) (dihidrogenofosfato) puede actuar como ácido frente a bases más 
fuertes, y como base frente a ácidos más fuertes. Es una sustancia anfótera:
Comportamiento como ácido: H2PO4– + OH– HPO⇄ 42– + H2O
Comportamiento como base: H2PO4– + H3O+ ⇄ H3PO4 + H2O
c) El ácido carbónico actuará como ácido, pues cederá uno o dos protones. Por ejemplo con el agua:
H2CO3 + H2O ⇄ HCO3– + H3O+
6. Razone si las siguientes afirmaciones, referidas a una disolución de concentración 0,1 mol/dm3 
de un ácido débil HA, son correctas.
a) Las concentraciones en el equilibrio de las especies A– y H3O+ son iguales.
b) El pH de la disolución es 1. 
(P.A.U. Jun. 12)
Solución:
a) Aproximadamente correcta. Cuando un ácido HA débil se disuelve en agua, se ioniza parcialmente en 
iones A– y H+. El ión hidrógeno se une a una molécula de agua para formar el ion oxonio H3O+.
HA + H2O ⇄ A– + H3O+
De la estequiometría de la reacción se ve que las cantidades de los iones A– y H3O+ en el equilibrio son las 
mismas.
Pero además de este proceso de disociación también ocurre la disociación del agua:
2 H2O ⇄ OH– + H3O+
que también produce iones oxonio, aunque en mucha menor cantidad. La constante de ionización del agua vale 
Kw = 1×10-14 mientras que la constante de acidez de un ácido como el acético es del orden de 10 -5. La 
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 21
concentración de iones oxonio aportados por el agua en medio ácido es despreciable frente a los que produce el 
ácido débil. La afirmación es aproximadamente correcta pero no lo es estrictamente.
b) Incorrecta. Una disolución de ácido fuerte de concentración 0,1 mol/dm3 produciría una concentración de 
iones oxonio también 0,1 mol/dm3, al estar totalmente disociado,
HA + H2O → A– + H3O+
por lo que el pH sería 1
pH = -log[H+] = -log[H3O+] = -log 0,1 = 1
Pero un ácido débil está parcialmente ionizado, la concentración de iones oxonio sería menor que 0,1 
mol/dm3, y el pH mayor que 1.
Concentración HA ⇄ H3O+ A–
[ ]0 inicial 0,1 ≈ 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada x → x x mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 0,1 – x x x mol/dm3
Si la constante de acidez del ácido débil es Ka, la concentración x de iones oxonio en el equilibrio se obtiene
K a=
[A-]e[H
+]e
[HA ]e
=
x · x
0,1−x
=
x2
0,1− x
Si la concentración x de ácido débil disociado fuese despreciable frente a la concentración 0,1 mol/dm3,
x≈√K a ·0,1
Un valor de la constante de acidez como la del ácido acético, Ka ≈ 10-5 daría una concentración 
x ≈ 10-3
y un pH ≈ 3
7. Para una disolución acuosa de un ácido HA de Ka = 1×10-5, justifique si son verdaderas o falsas 
las siguientes afirmaciones:
a) La constante de acidez de HA es menor que la constante de basicidad de su base conjugada.
b) Si se diluye la disolución del ácido, su grado de disociación permanece constante.
(P.A.U. Set. 12)
Solución:
a) Falsa. Cuando un ácido HA débil se disuelve en agua, se ioniza parcialmente en iones A– y H+. El ión 
hidrógeno se une a una molécula de agua para formar el ion oxonio H3O+.
HA + H2O ⇄ A– + H3O+
La constante de acidez del ácido AH débil, en función de las concentraciones, es:
Ka=
[A-]e[H
+]e
[HA]e
La base conjugada, según la teoría de Brönsted y Lowry, es el ion A–. En disoluciones de las sales del ácido HA, 
el ion A– se encuentra en equilibrio que se puede expresar por
A– + H2O ⇄ HA + OH–
La constante de basicidad de esta base es
K b=
[HA ]e[OH
-]e
[A-]e
 
Si multiplicamos ambas constantes, obtenemos
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 22
Ka · K b=
[A-]e[H
+]e
[HA ]e
·
[HA]e [OH
-]e
[A-]e
=[H+]e· [OH
-]e=K w 
la constante de ionización del agua que vale Kw = 1×10-14. Como la constante de acidez del ácido vale 1×10-5, la 
de su base conjugada vale
K b=
K w
K a
=
1×10−14
1×10−5
=1×10−9<Ka
que es menor.
b) Falsa. El grado de disociación α del ácido AH es el cociente entre la concentración de ácido disociado y la 
concentración inicial:
α=
[AH]d
[AH ]0
=
[H+ ]d
[AH]0
 
Si suponemos una concentración de ácido [HA] = 0,1 mol/dm3, la concentración de iones hidrógeno en el 
equilibrio se puede calcular de
Concentración HA ⇄ H+ A–
[ ]0 inicial 0,1 ≈ 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada x → x x mol/dm3
[ ]e en el equilibrio 0,1 – x x x mol/dm3
K a=
[A-]e[H
+]e
[HA]e
=
x · x
0,1−x
=
x2
0,1−x
=1×10−5
La concentración x de ácido débil disociado es despreciable frente a la concentración 0,1 mol/dm3, x << 0,1
x≈√1×10−5 · 0,1=1×10−3 mol/dm3≪0,1mol/dm3
y el grado de disociación valdría:
α=
1×10−3
0,1
=0,01=1% 
Si se diluye a la cuarta parte, [HA]' = 0,025 mol/dm3, 
x '≈√1×10−5· 0,025=5×10−4 mol/dm3≪0,025 mol/dm3 
y el nuevo grado de disociación sería:
α '=
5×10−4
0,025
=0,05=5%
Cuanto más diluida es la disolución, mayor es el grado de disociación.
(Si llamamos c0 a la concentración de la disolución de ácido HA, la concentración c de ácido disociado se puede 
expresar en función de grado α de disociación como, c = α · c0, y las concentraciones en el equilibrio serían
Concentración HA ⇄ H+ A–
[ ]0 inicial c0 ≈ 0 0 mol/dm3
[ ]d disociada o formada α · c0 → α · c0 α · c0 mol/dm3
[ ]e en el equilibrio c0 (1 – α) α · c0 α · c0 mol/dm3
K a=
[A-]e[H
+]e
[HA]e
=
(c0 ·α )
2
c0(1−α)
=
c0 ·α
2
1−α
 
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 23
Si es grado de disociación α es suficientemente pequeño, α < 0,05 = 5%, queda
α≈√ K ac0
y se ve que el grado de disociación aumenta cuanto menor sea la concentración inicial del ácido). 
8. Disponemos de tresfrascos sin etiquetar, que sabemos que corresponden a tres disoluciones 
acuosas: tetraoxosulfato(VI) de amonio [sulfato de amonio]; trioxonitrato(V) de potasio [nitrato 
de potasio] y oxobromato(I) de sodio [hipobromito de sodio]. ¿Cómo podríamos distinguirlos 
ayudándonos del papel indicador ácido-base? Razona la respuesta.
(P.A.U. Set. 97)
Rta.: pH: (NH4)2SO4, ácido; KNO3 , 7; NaBrO, básico
Solución:
El sulfato de amonio tendrá carácter ácido.
Al disolverse el sulfato de amonio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán.
(NH4)2SO4 (aq) → 2 NH4+(aq) + SO42–(aq)
El ion sulfato proviene de un ácido fuerte (el ácido sulfúrico), y el posible equilibrio
SO42– (aq) + H2O ← OH–(aq) + HSO4–(aq)
está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza.
Pero el ion amonio proviene de una base débil (el amoníaco), y se hidroliza.
NH4+(aq) + H2O ⇄ NH3 (aq) + H3O+(aq)
Este equilibrio produce exceso de iones oxonio, lo que confiere a la disolución un carácter ácido.
El nitrato de potasio será neutro.
Sus iones K+ y NO3– provienen de especies fuertes (el hidróxido de potasio es una base fuerte y el ácido 
nítrico es un ácido fuerte) y no se hidrolizan. El pH de la disolución será el mismo que el del agua.
El hipobromito de sodio tendrá carácter básico.
Al disolverse el hipobromito de sodio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán
NaBrO (aq) → Na+(aq) + BrO–(aq)
El ion sodio proviene de una base fuerte (el hidróxido de sodio), y el posible equilibrio.
Na+(aq) + H2O ← NaOH (aq) + H3O+(aq)
está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza.
Pero el ion hipobromito proviene de un ácido débil (el ácido hipobromoso), y se hidroliza
BrO– (aq) + H2O ⇄ OH–(aq) + HBrO(aq)
Este equilibrio produce exceso de iones hidróxido, lo que da a la disolución un carácter básico.
¿Por qué el ácido sulfúrico y el ácido nítrico son fuertes, mientras el ácido hipobromoso es débil? Los 
hidrógenos de los ácidos están unidos a los oxígenos mediante un enlace covalente O–H, polarizado O– 
←H+. Los otros oxígenos unidos al átomo central (en los casos de los ácidos nítrico y sulfúrico) ejercen un 
efecto inductivo que debilita el enlace OH, haciendo que se rompa más fácilmente, y la disociación es 
prácticamente completa.
¿Por qué los hidróxidos de sodio y potasio son bases fuertes, mientras que el amoníaco es una base débil? 
Los hidróxidos de sodio y potasio son compuestos iónicos, que, al disolverse en agua, liberan iones 
hidróxido, que, en disolución acuosa, es la base más fuerte. El amoníaco es un compuesto con un par de 
electrones no enlazante sobre el nitrógeno, que compite con el agua por los átomos de hidrógeno: sólo una 
pequeña parte de las moléculas de amoníaco consiguen captar este hidrógeno:
:NH3 + H2O ⇄ [H:NH3]+ + [OH]–
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 24
9. Ordene de mayor a menor acidez las siguientes disoluciones acuosas de la misma concentra-
ción: acetato de sodio[etanoato de sodio], ácido nítrico[trioxonitrato (V) de hidrógeno] y cloruro 
de potasio. Formule las ecuaciones iónicas que justifiquen la respuesta.
(P.A.U. Set. 06)
Rta.: HNO3 > KCl > NaCH3–COO
Solución:
El ácido nítrico es un ácido fuerte y está totalmente disociado.
HNO3 → H+ (aq) + NO3– (aq)
El cloruro de potasio es una sal neutra que procede de un ácido fuerte (HCl) y una base fuerte (KOH). Los 
iones cloruro (Cl–) y potasio (K+) son especies débiles que no pueden hidrolizar el agua.
El acetato de sodio es una sal que procede de una base fuerte (NaOH) y un ácido débil (CH3–COOH). Se 
disocia totalmente en agua,
 NaCH3–COO → Na+ (aq) + CH3–COO– (aq)
pero el ión acetato (base conjugada del ácido acético) es lo suficientemente fuerte como para romper las 
moléculas de agua.
 CH3–COO– (aq) + H2O (l) ⇄ CH3–COOH (aq) + OH– (aq)
dando un pH básico.
10. Razone qué tipo de pH (ácido, neutro el básico) presentarán las siguientes disoluciones acuosas 
de:
a) Acetato de sodio [etanoato de sodio]
b) Nitrato de amonio [trioxonitrato(V) de amonio]
(P.A.U. Set. 10)
Solución: 
El nitrato de amonio tendrá carácter ácido.
Al disolverse el nitrato de amonio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán.
NH4NO3 (aq) → NH4+ (aq) + NO3– (aq) 
El ión nitrato proviene de un ácido fuerte (el ácido nítrico), y el posible equilibrio
NO3– (aq) + H2O ← OH– (aq) + HNO3 (aq)
está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza.
Pero el ión amonio proviene de una base débil (el amoníaco), y se hidroliza.
NH4+(aq) + H2O ⇄ NH3 (aq) + H3O+(aq) 
Este equilibrio produce exceso de iones oxonio, lo que confiere a la disolución un carácter ácido.
El acetato de sodio tendrá carácter básico.
Al disolverse el acetato de sodio, (compuesto iónico), sus iones se solvatarán y separarán
NaCH3–COO (aq) → Na+ (aq) + CH3–COO– (aq)
El ión sodio proveen de una base fuerte (el hidróxido de sodio), y el posible equilibrio.
Na+(aq) + H2O ← NaOH (aq) + H3O+(aq) 
está totalmente desplazado hacia la izquierda. No se hidroliza.
Pero el ión acetato proveen de uno ácido débil (el ácido acético), y se hidroliza 
CH3–COO– (aq) + H2O ⇄ OH– (aq) + CH3–COOH (aq)
Este equilibrio produce exceso de iones hidróxido, lo que da a la disolución un carácter básico.
¿Por qué el ácido nítrico es fuerte, mientras el ácido acético es débil? Los hidrógenos de los ácidos están 
unidos a los oxígenos mediante un enlace covalente O–H, polarizado O–δ ←H+δ . Los otros oxígenos unidos 
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 25
al átomo central (en el caso del ácidos nítrico) ejercen un efecto inductivo que debilita el enlace OH, 
haciendo que rompa más fácilmente, y la disociación es prácticamente completa mientras que en el caso del 
ácido acético es mucho más débil, puesto que sólo tiene un oxígeno más, y su efecto inductivo se reparte 
entre los dos carbonos.
¿Por qué el hidróxido de sodio es una base fuerte, mientras que el amoníaco es una base débil? El hidróxido 
de sodio es un compuesto iónico, que, al disolverse en agua, libera iones hidróxido, que, en disolución 
acuosa, es la base más fuerte. El amoníaco es un compuesto con un par de electrones no enlazantes sobre el 
nitrógeno, que compite con el agua los por los átomos de hidrógeno: sólo una pequeña parte de las 
moléculas de amoníaco consiguen captar este hidrógeno:
:NH3 + H2O ⇄ [H:NH3]+ + [OH]– 
11. a) Al disolver una sal en agua ¿es posible que esta disolución tenga pH básico?
b) Ponga un ejemplo de una sal cuya disolución acuosa presente un pH ácido y un ejemplo de 
una sal cuya disolución acuosa sea neutra. Razone las respuestas.
(P.A.U. Set. 02)
Rta.: a) Sí; b) NH4Cl ácido, NaCl neutro
Solución:
a) Una sal, electrolito fuerte, cuando se disuelve en agua queda totalmente disociado en sus iones. Estos 
puede o no interaccionar con el agua, dependiendo de su fuerza como ácidos o bases. Si uno de los iones es 
una base más fuerte que el agua, se establecerá un equilibrio en el que el agua actuará como ácido y dará 
lugar a su base conjugada, el ion hidróxido OH–. P. ej.:
 Na CH3 – COO → Na+ + CH3 – COO–
Como el ion CH3 – COO– procede del ácido acético CH3 – COOH que es un ácido débil, se comporta como 
una base relativamente fuerte frente al agua
CH3 – COO– + H2O ⇄ CH3 – COOH + OH–
La concentración de iones hidróxido en la disolución aumenta y el pH de la disolución será básico.
b) P. ej. el cloruro de amonio. Al disolverse en agua produce:
NH4Cl → NH4+ + Cl–
Como el ion NH4+ procede del hidróxido de amonio NH4OH que es una base débil, se comporta como un 
ácido relativamente fuerte frente al agua
NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+
La concentración de iones oxonio en la disolución aumenta y el pH de la disolución será ácido.
El NaCl es un electrolito fuerte, que se disocia totalmente en
NaCl → Na+ + Cl–
Pero ni el ion sodio ni el ion cloruro reaccionan con el agua, (ambos proceden de especies fuertes). Las 
concentraciones de protones e iones hidróxido no cambian, son las mismas quelas del equilibrio de 
disociación del agua
H2O ⇄ H+ (aq) + OH– (aq)
y el pH de la disolución será neutro.
12. Si queremos impedir la hidrólisis que sufre el NH4Cl en disolución acuosa indique, razonada-
mente, cuál de los siguientes métodos será el más eficaz:
a) Añadir NaCl a la disolución.
b) Añadir NH3 a la disolución.
(P.A.U. Jun. 08)
Solución: b
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 26
El cloruro de amonio es una sal, electrolito, que está totalmente ionizada disuelta en agua.
NH4Cl (ac) → NH4+ (ac) + Cl– (ac)
El ión amonio es el ácido conjugado del amoníaco, que es una base débil. Por tanto el ión amonio reacciona 
con el agua según el equilibrio de hidrólisis:
NH4+ (ac) NH⇄ 3 (ac) + H+ (ac)
La adición del ión cloruro no afecta a este equilibrio, pero sí la de amoníaco, que desplaza el equilibrio 
hacia la formación de ión amonio. La constante de acidez del equilibrio sólo depende de la temperatura y si 
esta no varía, es constante:
K a=
[NH3]e[H
+ ]e
[NH4
+ ]
Si añadimos amoníaco, para que Ka mantenga su valor, ha de disminuir la concentración de iones hidrógeno 
y aumentar la de iones amonio. El grado de hidrólisis disminuye.
13. Cuando se alcanza el punto de equivalencia en una valoración ácido-base, explica razonada-
mente si cada una de las siguientes afirmaciones es cierta o no:
a) El número de moles de ácido y de base que reaccionaron son iguales.
b) El pH de la disolución formada puede ser distinto de 7.
c) Los volúmenes de ácido y de base consumidos son iguales.
(P.A.U. Jun. 99)
Rta.: a) F; b) V; c) F.
Solución:
a) Falso. Si, por ejemplo, el ácido es sulfúrico y la base, hidróxido de sodio, cuando se alcance el punto de 
equivalencia, habrán reaccionado el doble de moles de hidróxido de sodio que de ácido sulfúrico:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
b) Verdadero. Si el ácido es débil y la base fuerte, en el punto de equivalencia sólo existirá la sal, cuyo pH 
será básico (pH > 7).
CH3 – COOH + NaOH → Na(CH3 – COO) + H2O
c) Falso. Si, por ejemplo, el ácido es clorhídrico 1,00 mol/dm3 y la base hidróxido de sodio 2,00 mol/dm3, en 
el punto de equivalencia habrán reaccionado los mismos moles de clorhídrico que de hidróxido de sodio, 
pero el volumen de clorhídrico será el doble que el de disolución de hidróxido de sodio.
14. Defina brevemente el concepto de disolución reguladora y señale entre los siguientes pares de 
sustancias, el o los que formarán una disolución reguladora:
a) Ácido clorhídrico / cloruro de sodio.
b) Ácido cianhídrico / cianuro de potasio.
c) Ácido nítrico [trioxonitrato(V) de hidrógeno] / nitrato de amonio [trioxonitrato(V) de amonio]
d) Hidróxido de amonio / cloruro de amonio.
Justifique brevemente la respuesta. (P.A.U. Set. 00)
Rta.: a) F; b) V; c) F; d) V.
Solución:
Una disolución reguladora es aquella que mantiene el pH prácticamente constante frente a la adición de 
pequeñas cantidades de ácido o base. Está formada por una mezcla de un ácido o base débil y su especie 
conjugada. Entre los pares propuestos, darían una disolución reguladora
b) ácido cianhídrico (ácido débil) y cianuro de potasio, que contiene la base conjugada (ion cianuro)
d) hidróxido de amonio (base débil) y cloruro de amonio, que contiene su ácido conjugado (ion amonio).
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 27
◊ LABORATORIO
1. Se desean preparar 2,0 dm3 de una disolución de ácido nítrico que tenga pH = 1,0; partiendo de 
un producto comercial que es del 69 % en peso, y densidad = 1,4 g/cm3. Indica el procedimiento 
que se debe seguir, describe el material que emplearías y realiza los cálculos necesarios.
(P.A.U. Set. 96)
Rta.: pH = 1; [HNO3] = 0,1 mol/dm3 ; V = 13 cm3 D
2. Explique detalladamente:
a) ¿Cómo prepararía en el laboratorio una disolución de ácido clorhídrico de concentración 
1 mol/dm3 a partir de ácido clorhídrico de 38% en peso y densidad = 1,19 g/cm3
b) ¿Cómo valoraría esta disolución? Describa el material empleado y realice los correspondientes 
cálculos.
(P.A.U. Set. 06)
Rta.: a) V = 40 cm3 D comercial / 500 cm3 D preparada. b) V' = 10 cm3 NaOH / 10 cm3 D NaOH
Solución:
Cálculos: Para preparar por ejemplo 500 cm3 (= 0,500 dm3) de disolución 1 mol/dm3 de HCl que contiene
n (HCl) = 1 [mol HCl / dm3 D] · 0,500 [dm3 D] = 0,5 mol HCl
Esa cantidad de ácido clorhídrico debe esta contenida en el volumen V de clorhídrico comercial que hay que 
medir.
V=0,5mol HCl
36,5 gHCl
1 mol HCl
100 g D
38g HCl
1cm3 D
1,19 g D
=40 cm3 D(disolución de HCl comercial)
Si aceptamos las cifras significativas del dato, la concentración de la disolución es aproximada (1 mol/dm3 se 
entiende que es 1 ± 1 mol/dm3), y se utilizaría material de medida no demasiado preciso.
Procedimiento para concentración aproximada: Se miden 40 cm3 de disolución de clorhídrico comercial en una 
probeta de 50 cm3, se vierten en otra probeta de 500 cm3 y se completa con agua hasta los 500 cm3, procurando 
que el menisco del líquido en ambos casos esté enrasado con la línea de medición. El contenido se pasa a un 
frasco con tapa, se tapa, se voltea varias veces y se etiqueta: HCl 1 mol/dm3 y la fecha)
Material: Probetas de 50 cm3 (1) y de 500 cm3 (1), frasco con tapa y etiquetas.
Si, por otro lado, suponemos que los datos son más precisos de lo que parecen, para preparar una disolución 
1,00 mol/dm3, el material sería de más precisión y el procedimiento sería otro.
Procedimiento para concentración exacta: Se llena una bureta de 50 cm3 con HCl comercial, por encima del 
cero. Se abre la llave hasta que el pico de la bureta esté lleno y el nivel en cero. Se dejan caer 40,4 cm3 sobre 
un matraz aforado de 500 cm3 que contiene agua hasta la mitad, y se rellena el matraz aforado con agua hasta 
cerca del enrase. Las últimas gotas se añaden con un cuentagotas hasta que la parte inferior del menisco esté a 
la altura de la linea de enrase. Se tapa el matraz aforado y se voltea varias veces para homogeneizar. El 
contenido se pasa a un frasco y se etiqueta: HCl 1,00 mol/dm3 y la fecha)
Material: Bureta de 50 cm3 (1), matraz aforado de 500 cm3 (1), cuentagotas, frasco con tapa y etiquetas.
Para valorar la disolución 1 mol/dm3 de HCl emplearía una disolución 1,00 mol/dm3 de NaOH.
La reacción ajustada sería:
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
Cálculos previos a la valoración: Para neutralizar 10,0 cm3 de HCl 1 mol/dm3 se necesitarán:
V=10,0 cm3 D HCl
1mol HCl
1000 cm3 D HCl
1 mol NaOH
1 mol HCl
1000cm3 D NaOH
1,00 mol NaOH
=10cm3 D NaOH
Procedimiento de valoración: Con una pipeta se miden 10 cm3 de disolución de HCl y se vierten en un matraz 
erlenmeyer de 100 cm3. Se añaden dos gotas de fenolftaleína y la disolución permanecerá incolora. Se llena 
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 28
una bureta de 25 cm3 con disolución de NaOH 0,100 mol/dm3 por encima del cero. Se abre la llave hasta que el 
pico de la bureta esté lleno y el nivel en cero. Se dejan caer 9 cm3 sobre el erlenmeyer y se agita. Se abre la 
llave de la bureta para dejar caer la disolución de NaOH en pequeños chorros mientras se imprime un 
movimiento circular al erlenmeyer hasta que el contenido del erlenmeyer adquiera un color rosado. Se anota el 
volumen de NaOH gastado (p. ej. 10,2 cm3) y se tira el contenido del erlenmeyer y se lava el matraz. Se vuelve 
a llenar la bureta con NaOH hasta el cero. Se miden otros 10 cm3 de HCl con la pipeta, se vierten en el 
erlenmeyer (lavado pero no necesariamente seco) y se añaden dos gotas de fenolftaleína. Se coloca el 
erlenmeyer bajo la bureta y se abre la llave hasta dejar caer casi todo el volumen medido antes (p. ej. 9,7 cm3). 
Ahora se deja caer el HCl gota a gota mientras se rota el erlenmeyer, hasta que la fenolftaleína cambie de 
color. Se anota este valor. Se repite otras dos veces y se toma como volumen correcto el valor medio de las 
medidas que más se aproximan.
Material: Bureta (1) de 25 cm3 (graduada en 0,1 cm3), pipeta (1) de 10 cm3 con aspirador, matraz erlenmeyer 
(1) de 100 cm3, disolución de fenolftaleína.
Cálculo de laconcentración de la disolución de HCl: 
Si los volúmenes medidos fueron: 9,8; 9,9 y 10,0 cm3, el valor correcto será la media:
V = 9,9 cm3 D NaOH
La concentración de la disolución de HCl se calcula de la estequiometría de la reacción:
[HCl ]=
9,9cm3 D NaOH
10,0 cm3 D HCl
1 mol NaOH
1,00 dm3 D NaOH
1mol HCl
1 mol NaOH
=0,99 mol HCl /dm3 D
3.
a) ¿Qué volumen de disolución NaOH de concentración 0,1 mol/dm3 se necesita para neutralizar 
10 cm3 de disolución de HCI e concentración 0,2 mol/dm3? Justifique cual será el pH en el 
punto de equivalencia.
b) Describa el procedimiento experimental y nombre el material necesario para llevar a cabo la 
valoración. 
(P.A.U. Set. 12)
Solución:
a) La reacción ajustada es
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
Cálculos: Para neutralizar 10 cm3 de HCl 0,20 mol/dm3 se necesitarán:
V=10 cm3 DHCl
0,20 mol HCl
1000 cm3 D HCl
1 mol NaOH
1 mol HCl
1000cm3 D NaOH
0,10 mol NaOH
=20 cm3 D NaOH
El pH en el punto de equivalencia será 7, ya que teóricamente* todo el ácido ha sido neutralizado y sólo habrá 
cloruro de sodio disuelto y agua. El producto iónico del agua es:
H2O (l) ⇄ H+ (aq) + OH– (aq)
Kw = [H+] · [OH–] = 1,00×10-14
Cuando no hay exceso de ácido ni de base, las concentraciones de los iones hidrógeno e hidróxido son 
iguales
[H+] = [OH–]
y la concentración de iones hidrógeno es:
[H+ ]=√Kw=√1,00×10
−14
=1,00×10−7 mol /dm3 
por lo que el pH = -log[H`+] = 7,0
(* En la práctica el indicador ácido-base vira alrededor del punto de equivalencia con un margen de 1 unidad 
de pH, por lo que si usamos el indicador adecuado, azul de bromotimol, sólo podemos decir que el pH estará 
comprendido entre 6 y 8)
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 29
Procedimiento de valoración: Con una pipeta se miden 10 cm3 de disolución de HCl y se vierten en un matraz 
erlenmeyer de 100 cm3. Se añaden dos gotas de azul de bromotimol y la disolución se volverá de color 
amarillo. Se llena una bureta de 25 cm3 con disolución de NaOH 0,10 mol/dm3 por encima del cero. Se abre la 
llave hasta que el pico de la bureta esté lleno y el nivel en cero. Se dejan caer 19 cm3 sobre lo erlenmeyer y se 
agita. Se abre la llave de la bureta para dejar caer la disolución de NaOH en pequeños chorros mientras se 
imprime un movimiento circular al erlenmeyer hasta que el color del contenido del erlenmeyer pase a azul. Se 
anota el volumen de NaOH gastado (p. ej. 20,2 cm3) y se tira el contenido del erlenmeyer y se lava el matraz. 
Se vuelve a llenar la bureta con NaOH hasta el cero. Se miden otros 10 cm3 de HCl con la pipeta, se vierten en 
el erlenmeyer (lavado pero no necesariamente seco) y se añaden dos gotas de azul de bromotimol. Se coloca el 
erlenmeyer bajo la bureta y se abre la llave hasta dejar caer casi todo el volumen medido antes (p. ej. 19,7 
cm3). Ahora se deja caer el NaOH gota a gota mientras se imprime al erlenmeyer un movimiento de rotación, 
hasta que el indicador vire de color. Se anota este valor. Se repite otras dos veces y se toma como volumen 
correcto el valor medio de las medidas que más se aproximan.
Material: Bureta (1) de 25 cm3 (graduada en 0,1 cm3), pipeta (1) de 10 cm3 con aspirador, matraz erlenmeyer 
(1) de 100 cm3, disolución de azul de bromotimol.
La bureta es un tubo estrecho graduado con una boca superior algo más ancha para llenarlo y una llave de paso 
en la parte inferior para poder vaciarla.
La pipeta es también un tubo estrecho que puede ser graduado o tener una marca de aforo. Se llena al aspirar 
con una especie de jeringa cuando la boca inferior más estrecha está sumergida en la disolución.
El matraz erlenmeyer es un recipiente con forma de tronco de cono, con la boca más estrecha que el fondo, 
para no salpicar al removerlo con un movimiento circular.
4. Explique cómo determinaría en el laboratorio la concentración de una disolución de ácido clorhí-
drico utilizando una disolución de hidróxido de sodio de concentración 0,01 mol/dm3. Indique el 
material, procedimiento y planteamiento de los cálculos.
(P.A.U. Jun. 07)
Solución:
Se llena una bureta de 25 cm3 con la disolución de HCl por encima del cero y se abre la llave hasta que la 
disolución alcance el cero.
Se miden con otra pipeta 10,00 cm3 de disolución de NaOH 0,01 mol/dm3. Se pasan a un matraz erlenmeyer 
y se le añaden dos gotas de disolución de fenolftaleína. La disolución debe tomar un color rosa.
Se coloca el erlenmeyer sobre un papel blanco que resalte el color rosa de la disolución y se coloca debajo 
de la bureta que contiene el HCl. Se abre la llave dejando caer el HCl en el erlenmeyer en chorros y se agita 
hasta que el color rosa desaparezca. Se anota el valor del volumen de HCl gastado.
Se tira el contenido del erlenmeyer y se lava. Se vuelven a medir con la pipeta 10,00 cm 3 del NaOH y se 
vierten en el erlenmeyer, añadiéndole dos gotas de fenolftaleína. Se vuelve a llenar la bureta con HCl 
diluido y se pone a cero.
Se coloca el erlenmeyer bajo la bureta y se abre la llave hasta un cm3 menos que el volumen gastado la 
primera vez. Se agita el erlenmeyer y se deja gotear el clorhídrico, removiendo continuamente, hasta que el 
color rosa desaparezca. Se anota este valor como V1.
Se repite el proceso otras dos veces tomando volúmenes V2 y V3. Si los tres valores son lo suficientemente 
próximos (±0,2 cm3) se halla el valor medio. Si no, se desprecia el más alejado y se toma la media de los 
otros dos. Vm.
La concentración del HCl se calcula por estequiometría. Al reaccionar el clorhídrico con el hidróxido de 
sodio, mol a mol, la cantidad de clorhídrico que reacciona es la misma que la del hidróxido de sodio
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl(aq) + H2O
[HCl ]=
nHCl
V DHCl
=
nNaOH
V DHCl
=
V m[ NaOH]
V D HCl
=
V m ·0,01000
0,01000 dm3
=V m mol HCl /dm
3 D
donde Vm es el volumen medio gastado de clorhídrico en dm3.
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 30
5. Explica detalladamente cómo se obtendría en el laboratorio la concentración de una disolución 
de ácido clorhídrico de concentración aproximada 1 mol/dm3, empleando una disolución de hidr-
óxido de sodio, de concentración exacta 0,01 mol/dm3. Nombra el material empleado y la forma 
de realizar los cálculos.
(P.A.U. Jun. 97)
Solución:
Primero se diluye cien veces la disolución de HCl. Se miden con una pipeta 10,00 cm 3 de la disolución de 
HCl 1 mol/dm3 y se echan en un matraz aforado de 1000 cm3. Se añade agua hasta la marca del aforo. Se 
tapa y se voltea varias veces para homogeneizar.
Se llena por encima del cero una bureta de 25 cm3 con la disolución diluida de HCl y se abre la llave hasta 
que la disolución alcance el cero.
Se miden con otra pipeta 10,00 cm3 de disolución de NaOH. Se pasan a un matraz erlenmeyer y se le añaden 
dos gotas de disolución de fenolftaleína. La disolución debe tomar un color rosa.
Se coloca el erlenmeyer sobre un papel blanco que resalte el color rosa de la disolución y se coloca debajo 
de la bureta que contiene el HCl. Se abre la llave dejando caer el HCl en el erlenmeyer en chorros y se agita 
hasta que el color rosa desaparezca. Se anota el valor del volumen de HCl gastado.
Se tira el contenido del erlenmeyer y se lava. Se vuelven a medir con la pipeta 10,00 cm3 del NaOH y se 
vierten en el erlenmeyer, añadiéndole dos gotas de fenolftaleína. Se vuelve a llenar la bureta con HCl 
diluido y se pone a cero.
Se coloca el erlenmeyer bajo la bureta y se abre la llave hasta un cm 3 menos que el volumen gastado la 
primera vez. Se agita el erlenmeyer y se deja gotear el clorhídrico, removiendo continuamente, hasta que el 
color rosa desaparezca. Se anota este valor como V1.
Se repite el proceso otras dos veces tomando volúmenes V2 y V3. Si los tres valores son lo suficientemente 
próximos (±0,2 cm3) se halla el valor medio. Si no, se desprecia el más alejado y se toma la media de los 
otros dos. Vm.
La concentración del HCl diluido se calcula por estequiometría. Al reaccionar el clorhídrico con el 
hidróxido de sodio, mol a mol, la cantidadde clorhídrico que reacciona es la misma que la del hidróxido de 
sodio
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl(aq) + H2O
[HCl ]dil=
nHCl
V D HCl
=
nNaOH
V D HCl
=
V m[NaOH ]
V D HCl
=
V m ·0,01000
0,01000 dm3
=V m mol HCl /dm
3 D
donde Vm es el volumen medio gastado de clorhídrico en dm3.
Como el clorhídrico original se diluyó 100 veces, la concentración del clorhídrico ~1 mol/dm3 será
[HCl]1 = (100 · Vm) mol HCl / dm3 D
6. En el laboratorio se realiza la valoración de 50,0 cm3 de una disolución de NaOH y se gastaron 
20,0 cm3 de HCl de concentración 0,10 mol/dm3
a) Dibuje el montaje experimental indicando en el mismo las substancias y el nombre del mate-
rial empleado.
b) Escriba la reacción química que tiene lugar y calcule la molaridad de la base.
(P.A.U. Set. 09)
Rta.: b) [NaOH] = 0,040 mol/dm3
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 31
Solución:
a) Se miden con una pipeta de 20 cm3, 20 cm3 de la disolución 
de NaOH y se vacían en un matraz erlenmeyer de 250 cm3. Se 
le echan dos gotas de disolución de fenolftaleína.
Se llena la bureta de 50 cm3 con la disolución de HCl por 
encima del 0 y se abre la llave hasta que el pico de la bureta 
quede lleno y el nivel del HCl esté en 0.
b) HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
Cálculos:
La molaridad (nombre desaconsejado por la IUPAC) es la 
concentración del soluto en mol/dm3.
Cantidad de HCl
n(HCl) = 20×10-3 dm3 D · 0,10 mol HCl / dm3 D = 2,0×10-3 mol 
HCl
Cada mol de HCl reacciona con un mol de NaOH, por lo que la cantidad de NaOH contenida en los 50 cm3 de 
disolución es la misma, y la concentración de NaOH es:
[NaOH]=
2,0×10−3 mol NaOH
50×10−3 dm3
=0,040 mol NaOH/dm3
7. a) Para la valoración de 10,0 cm3 de disolución de hidróxido de sodio se realizaron tres experien-
cias en las que los volúmenes gastados de una disolución de HCl de concentración 0,1 mol/dm3 
fueron de 9,8; 9,7 y 9,9 cm3, respectivamente, ¿qué concentración tiene la disolución de la base?
b) Indique el procedimiento seguido y describa el material utilizado en la dicha valoración.
(P.A.U. Set. 10)
Rta.: a) [NaOH] = 0,098 mol/dm3
Solución: 
Cálculo de la concentración de la disolución de NaOH: 
Si los volúmenes medidos de la disolución de HCl fueron: 9,8; 9,7 y 9,9 cm3, el valor correcto será la media:
V = 9,8 cm3 D HCl
La concentración de la disolución de NaOH se calcula de la estequiometría de la reacción:
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) 
La cantidad de ácido clorhídrico que reacciona es:
n (HCl)=9,8cm3 D HCl
0,10 mol HCl
1000cm3 DHCl
=9,8×10−4 mol HCl
La cantidad de hidróxido de sodio que reacciona es:
n NaOH =9,8×10−4 mol HCl
1mol NaOH
1mol HCl
=9,8×10−4mol NaOH
Y la concentración de la disolución de hidróxido de sodio es:
[NaOH]=
9,8×10−4 mol NaOH
10,0cm3 D NaOH
103 cm3
1,00 dm3
=0,098 mol NaOH /dm3 D
Procedimiento de valoración: Con una pipeta se miden 10 cm3 de disolución de NaOH y se vierten en un 
matraz erlenmeyer de 100 cm3. Se añaden dos gotas de fenolftaleína y la disolución se volverá de color rosa 
fucsia. Se llena una bureta de 25 cm3 con disolución de HCl 0,100 mol/dm3 por encima del cero. Se abre la 
50
40
30
20
10
0 bureta
de 50 mL
con HCl
erlenmeyer
de 250 mL
con 50 mL de NaOH
y dos gotas de 
fenolftaleína
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 32
llave hasta que el pico de la bureta esté lleno y el nivel en cero. Se dejan caer 9 cm 3 sobre lo erlenmeyer y se 
agita. Se abre la llave de la bureta para dejar caer la disolución de HCl en pequeños chorros mientras se 
imprime un movimiento circular al erlenmeyer hasta que el color del contenido del erlenmeyer desaparezca. Se 
anota el volumen de HCl gastado (p. ej. 10,2 cm3) y se tira el contenido del erlenmeyer y se lava el matraz. Se 
vuelve a llenar la bureta con HCl hasta el cero. Se miden otros 10 cm3 de NaOH con la pipeta, se vierten en el 
erlenmeyer (lavado pero no necesariamente seco) y se añaden dos gotas de fenolftaleína. Se coloca el 
erlenmeyer bajo la bureta y se abre la llave hasta dejar caer casi todo el volumen medido antes (p. ej. 9,7 cm3). 
Ahora se deja caer el HCl gota a gota mientras se imprime al erlenmeyer un movimiento de rotación, hasta que 
la fenolftaleína pierda el color. Se anota este valor. Se repite otras dos veces y se toma como volumen correcto 
el valor medio de las medidas que más se aproximan.
Material: Bureta (1) de 25 cm3 (graduada en 0,1 cm3), pipeta (1) de 10 cm3 con aspirador, matraz erlenmeyer 
(1) de 100 cm3, disolución de fenolftaleína.
La bureta es un tubo estrecho graduado con una boca superior algo más ancha para llenarlo y una llave de paso 
en la parte inferior para poder vaciarla.
La pipeta es también un tubo estrecho que puede ser graduado o tener una marca de aforo. Se llena al aspirar 
con una especie de jeringa cuando la boca inferior más estrecha está sumergida en la disolución.
El matraz erlenmeyer es un recipiente con forma de tronco de cono, con la boca más estrecha que el fondo, 
para no salpicar al removerlo con un movimiento circular.
8. ¿Para que sirve un matraz erlenmeyer? ¿Y un matraz kitasato? ¿Y una bureta? ¿Y una pipeta? 
Haz un dibujo esquemático de cada uno. Del material citado anteriormente, ¿cuál utilizarías y 
cómo lo emplearías en una valoración? Explícalo con un ejemplo.
(P.A.U. Jun. 99)
9. Explica cómo determinarías en el laboratorio la concentración de una disolución básica proble-
ma por medida de los volúmenes empleados del ácido y de la base. Indica el material empleado 
y el procedimiento seguido.
(P.A.U. Set. 99)
10. a) Disponemos en el laboratorio de un frasco que contiene una disolución de NaOH de concen-
tración 0,1 mol/dm3 que quedó destapada durante 30 días. Esta disolución la habíamos prepara-
do a partir de NaOH comercial, en lentejas, que también tenemos en el laboratorio en un frasco 
perfectamente cerrado. ¿Podremos considerar correcta la concentración de la disolución de 
NaOH? ¿Por qué?
b) En el caso de querer valorar la disolución, describe el material, reactivos y procedimiento para 
ello.
(P.A.U. Jun. 00)
11. Disponemos de 20 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico de concentración 0,1 mol/dm3, que 
se neutralizan exactamente con 10 cm3 de hidróxido de sodio de concentración desconocida. 
Determine la concentración de la base describiendo con detalle, el material, indicador y las ope-
raciones a realizar en el laboratorio.
(P.A.U. Jun. 04)
Rta.: [NaOH] = 0,2 mol/dm3
12. Explique detalladamente (material y procedimiento) cómo se pueden reconocer ácidos y bases 
en el laboratorio.
(P.A.U. Set. 00 y Set. 04)
Solución:
Material: gradilla con tubos de ensayo, varilla de vidrio, vaso de precipitados.
1. Mediante papel indicador de pH universal. Se disuelve la sustancia en agua y, con una varilla de vidrio se 
toma una gota y se toca un trozo de papel indicador de pH universal. Si el pH es inferior a 7 el pH será 
ácido. Si el pH es superior a 7 el pH será básico.
2. Con tintura de tornasol. Se disuelve la sustancia en agua y se pone una muestra de unos 5 cm3 en un tubo 
de ensayo. Se añaden dos gotas de tintura de tornasol. Si toma color rojo (pH<6) la sustancia es ácida y si es 
azul (pH>8) la sustancia es básica.
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 33
Para preparar la disolución, se vierte la sustancia en un vaso de precipitados que contenga agua y se 
revuelve con una varilla de vidrio.
13. Indique los procedimientos que ha utilizado en el laboratorio para medir el pH de las disolucio-
nes, señalando las características de cada uno. Cite algún ejemplo del empleo de indicadores 
explicando el por qué de su cambio de color.
(P.A.U. Jun. 05)
Solución:
Con indicadores ácido-base como la fenolftaleína o el tornasol o el anaranjado de metilo, que adoptan 
distinto color según el pH. Por ejemplo la fenolftaleína es incolora a pH < 8 pero toma un color rosa intenso 
si el pH > 10
Con papel indicador universal, que va de un color rojo intenso a pH =1 hasta color azul oscuro para pH > 
11.
Con un pHmetro,que consta de una sonda que se introduce en la disolución conectada a un indicador con 
una pantalla digital en la que aparece el valor del pH. El pH se calibra previamente en disoluciones 
reguladoras de pH constante 4 y 7.
Un indicador es una especie ácida o base débil en la que la forma ionizada tiene distinto color que la forma 
neutra.
Suponiendo un indicador ácido, el equilibrio será:
InH ⇄ In– + H+
incoloro rosa
En un medio ácido, con altas concentraciones de iones H+, el equilibrio se desplaza hacia la forma molecular 
incolora, pero en medio básico el equilibrio se desplaza hacia la forma coloreada disociada.
Se suele notar diferencia de color cuando la concentración de una de las formas es unas 10 veces mayor que 
la otra, por lo que el cambio de color no es brusco sino que ocurre en un intervalo de viraje que suele ser de 
2 unidades de pH.
Química P.A.U. ÁCIDOS Y BASES 34
Índice de contenido
ÁCIDOS Y BASES.........................................................................................................................................1
◊PROBLEMAS ...................................................................................................................................................1
●ÁCIDO/BASE DÉBIL.................................................................................................................................1
●MEZCLAS ÁCIDO-BASE.........................................................................................................................16
◊CUESTIONES ................................................................................................................................................18
◊LABORATORIO ............................................................................................................................................27
Cuestiones y problemas de las Pruebas de Acceso a la Universidad (P.A.U.) en Galicia.
Respuestas y composición de Alfonso J. Barbadillo Marán, alfbar@bigfoot.com, I.E.S. Elviña, A Coruña
Algunas ecuaciones y las fórmulas orgánicas se construyeron con las macros de la extensión CLC09 de Charles 
Lalanne-Cassou.
La traducción al/desde el gallego se realizó con la ayuda de traducindote, de Óscar Hermida López.
http://www.traducindote.com/index.php
http://extensions.services.openoffice.org/project/quick_formule
mailto:alfbar@bigfoot.com
	ÁCIDOS Y BASES
	◊ PROBLEMAS
	● ÁCIDO/BASE DÉBIL
	1. Una disolución de amoníaco de concentración 0,01 mol/dm3 está ionizada en un 4,2%.
	a) Escriba la reacción de disociación y calcule la concentración molar de cada una de las especies existentes en la disolución una vez alcanzado el equilibrio.
	b) Calcule el pH y la Kb del amoníaco.
	2. Si se disuelven 0,650 g de un ácido orgánico monoprótico de carácter débil de fórmula HC9H7O4 en un vaso con agua hasta completar 250 cm3 de disolución, indique:
	a) El pH de esta disolución.
	b) El grado de disociación del ácido.
	3. Para una disolución acuosa de ácido acético[ácido etanoico] de concentración 0,10 mol/dm3, calcule:
	a) La concentración de ión acetato[ión etanoato].
	b) El pH y el grado de disociación.
	4. Considere una disolución de amoníaco en agua de concentración 6,50×10-2 mol/dm3.
	a) Calcule el pH de esta disolución.
	b) Calcule el grado de disociación del amoníaco en la disolución.
	5. Se disuelven en agua 11,2 dm3 de NH3 (g) medidos a 1 atmósfera de presión y 25 0C obteniéndose 1 dm3 de disolución.
	a) Halla la concentración del NH3 en la disolución.
	b) Determina la concentración de NH4+ y OH– en la disolución.
	c) Calcula el pH de la disolución resultante.
	6. Se disuelven 20 dm3 de NH3 (g), medidos a 10 ºC y 2 atm (202,6 kPa) de presión, en una cantidad de agua suficiente para alcanzar 4,5 dm3 de disolución. Calcule:
	a) El grado de disociación del amoníaco en la disolución.
	b) El pH de dicha disolución.
	7. A 25 0C el porcentaje de ionización de una disolución acuosa de ácido etanoico (ácido acético) de concentración 0,101 mol/dm3 es del 0,99 %. Calcula:
	a) Su pH.
	b) La constante de ionización del ácido etanoico (ácido acético) a esa temperatura.
	8. Una disolución de CH3–COOH de concentración 0,2 mol/dm3 está ionizada al 0,95 %. Calcula:
	a) Las concentraciones de CH3–COOH y de H3O+ en el equilibrio.
	b) La constante de ionización del ácido.
	9. Se prepara una disolución de un ácido monoprótico débil de fórmula HA, de la siguiente manera: 0,10 moles del ácido en 250 cm3 de agua. Si esta disolución se ioniza al 1,5%, calcule:
	a) La constante de ionización del ácido.
	b) El pH de la disolución.
	10. A 25 0C el grado de disociación de una disolución de concentración 0,2 mol/dm3 de ácido acético [ácido etanoico] vale 0,0095. Calcule:
	a) La concentración de iones acetato [iones etanoato], hidrogeniones e iones hidroxilo en el equilibrio.
	b) El pH.
	c) La constante de disociación del ácido acético.
	11. Dado un ácido débil monoprótico de concentración 0,01 mol/dm3 y sabiendo que se ioniza en un 13%, calcular:
	a) La constante de ionización.
	b) El pH de la disolución.
	c) ¿Qué volumen de disolución de concentración 0,02 mol/dm3 de hidróxido de sodio serán necesarios para neutralizar completamente 10 cm3 de la disolución del ácido anterior?
	12. Se prepara una disolución de un ácido débil como el ácido acético [ácido etanoico] disolviendo 0,3 moles de este ácido en agua, el volumen total de la disolución es de 0,05 dm3.
	a) Si la disolución resultante tiene un pH = 2, ¿cuál es la concentración molar de los iones hidrógeno (ión oxonio)?
	b) Calcule la constante de acidez, Ka, del ácido acético.
	● MEZCLAS ÁCIDO-BASE
	1. Se toman 0,73 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1,35 g/cm3 y 37% de riqueza en peso y se diluyen con agua destilada hasta 100 cm3. Calcula:
	a) El pH de la disolución resultante de mezclar 50 cm3 del ácido clorhídrico preparado anteriormente con 50 cm3 de hidróxido de sodio de concentración 0,1 mol/dm3.
	b) El pH de la disolución resultante de mezclar los otros 50 cm3, del ácido clorhídrico preparado con 25 cm3 de hidróxido de sodio de concentración 0,1 mol/dm3.
	◊ CUESTIONES
	1. Indica razonadamente, según la teoría de Brönsted, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
	a) Un ácido y su base conjugada reaccionan entre sí dando una disolución neutra.
	b) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón. Pon un ejemplo.
	c) La base conjugada de un ácido fuerte es una base fuerte. Pon un ejemplo.
	2. Indique, según la teoría de Brönsted-Lowry, cuál o cuáles de las siguientes especies pueden actuar sólo como ácido, sólo como base y como ácido y base. Escriba las correspondientes reacciones ácido-base.
	a) CO32-
	b) HPO42-
	c) H3O+
	d) NH4+
	a) Escriba las reacciones de disociación en agua, según el modelo de Brönsted-Lowry, de las siguientes especies químicas: CH3COOH NH3 NH4+ CN–
	b) Indique los pares ácido/base conjugados.
	4. Completa los siguientes equilibrios ácido-base de Brönsted-Lowry, caracterizando los correspondientes pares ácido-base conjugado:
	a) . . . . .+ H2O ⇄ CO32‑ + H3O+
	b) NH4+ + OH– ⇄ H2O + . . . . .
	c) . . . . . + H2O ⇄ H3O+ + SO42–
	5. Indique, según el concepto de Brönsted‑Lowry, cuáles de las siguientes especies son ácidos, bases o anfóteros, explicando la razón de la elección:
	a) S2–
	b) H2PO4–
	c) H2CO3
	6. Razone si las siguientes afirmaciones, referidas a una disolución de concentración 0,1 mol/dm3 de un ácido débil HA, son correctas.
	a) Las concentraciones en el equilibrio de las especies A– y H3O+ son iguales.
	b) El pH de la disolución es 1.
	7. Para una disolución acuosa de un ácido HA de Ka = 1×10-5, justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
	a) La constante de acidez de HA es menor que la constante de basicidad de su base conjugada.
	b) Si se diluye la disolución del ácido, su grado de disociación permanece constante.
	8. Disponemos de tres frascos sin etiquetar, que sabemos que corresponden a tres disoluciones acuosas: